Структура, свойства, номенклатура и употреби на бариев пероксид (BaO2)

на бариев пероксид е йонно и неорганично съединение, чиято химична формула е BaO₂. Като йонно съединение, то се състои от Ва йони²⁺ и О₂^2-; последното е това, което е известно като пероксиден анион и поради него BaO₂ придобива името си. В този случай BaO₂ Той е неорганичен пероксид.

Зарядите на нейните йони показват как се образува това съединение от елементите. Бариевият метал от група 2 дава два електрона към кислородната молекула, OR₂, чиито атоми не ги използват, за да бъдат редуцирани до окисни аниони, OR^2-, но да останем обединени от проста връзка, [O-O]^2-.

Бариевият пероксид е гранулирано твърдо вещество при стайна температура, бяло с леко сиви тонове (отгоре изображение). Подобно на почти всички пероксиди, той трябва да се обработва и съхранява внимателно, тъй като може да ускори окисляването на някои вещества.

От всички пероксиди, образувани от металите от група 2 (г-н Becambara), BaO₂ той е термодинамично най-стабилен в лицето на неговото термично разлагане. При нагряване освобождава кислород и произвежда бариев оксид, BaO. BaO може да реагира с кислород от околната среда при високо налягане, за да образува отново BaO₂.

индекс

• 1 Структура
  • 1.1. Кристална енергия на решетката
  • 1.2 Хидрати
• 2 Получаване или синтез
• 3 Свойства
  • 3.1 Физически вид
  • 3.2 Молекулна маса
  • 3.3 Плътност
  • 3.4 Точка на топене
  • 3.5 Точка на кипене
  • 3.6 Разтворимост във вода
  • 3.7 Термично разлагане
• 4 Номенклатура
• 5 Използване
  • 5.1 Производител на кислород
  • 5.2 Производител на водороден пероксид
• 6 Препратки

структура

Тетрагоналната единична клетка на бариевия пероксид е показана в горното изображение. В него могат да се видят катиони²⁺ (бели сфери) и анионите О₂^2- (червени сфери). Отбележете, че червените сфери са свързани с единична връзка, така че те представляват линейна геометрия [O-O]^2-.

От тази единична клетка могат да бъдат построени кристали BaO₂. Ако се наблюдава, анионът О₂^2- вижда се, че е заобиколен от шест Ба²⁺, получаване на октаедър, чиито върхове са бели.

От друга страна, още по-очевидно, всяка Ба²⁺ е заобиколен от десет О₂^2- (бяла централна сфера). Всички кристали се състоят от този постоянен ред в къси и дълги разстояния.

Енергия на кристалната решетка

Ако в допълнение се наблюдават червените бели сфери, трябва да се отбележи, че те не се различават прекалено много в размерите си или в йонните радиуси. Това е така, защото бакацията²⁺ Тя е много обемна и взаимодейства с аниона О₂^2- по-добро стабилизиране на ретикуларната енергия на кристала в сравнение с това как биха, например, катионите Са²⁺ и Mg²⁺.

Това също обяснява защо BaO е най-нестабилният алкалоземен оксид: Ba-йони²⁺ и О^2- Те се различават значително по размер и дестабилизират кристалите си.

Тъй като е по-нестабилна, тенденцията на BaO е по-малка₂ да се разложи, за да се образува BaO; за разлика от SrO пероксидите₂, CaO₂ и MgO₂, чиито оксиди са по-стабилни.

хидрати

BaO₂ може да се намери под формата на хидрати, от които BaO₂8Н₂Или е най-стабилната от всички; и всъщност това е този, който се продава вместо безводен бариев пероксид. За да се получи безводен, BaO трябва да се изсуши при 350 ° C₂8Н₂Или с цел елиминиране на водата.

Кристалната му структура също е тетрагонална, но с осем молекули Н₂Или взаимодейства с О₂^2- чрез водородни връзки и с ба²⁺ чрез взаимодействие на диполни йони.

Други хидрати, чиито структури не са много информация за него, са: BaO₂10Н₂О, BaO₂7Н₂О и BaO₂Н₂О.

Получаване или синтез

Директното получаване на бариев пероксид се състои в окисляването на неговия оксид. Това може да се използва от минералния барит или от бариев нитрат на сол, Ba (NO₃)₂; и двете се подлагат на нагряване в атмосфера на въздух или обогатен с кислород.

Друг метод е да се реагира Ba (NO) в студена водна среда₃)₂ с натриев пероксид:

Ba (NO₃)₂ + Na₂О₂ + ХН₂O => BaO₂XH₂O + 2NaNO₃

След това хидрат BaO₂XH₂Или се подлага на нагряване, филтрува се и в крайна сметка се суши с вакуум.

свойства

Физически вид

Това е бяло твърдо вещество, което може да стане сиво, ако представя примеси (или BaO, Ba (OH)).₂, или други химически видове). Ако се нагрява до много висока температура, тя ще даде зелени пламъци, поради електронните преходи на батациите.²⁺.

Молекулна маса

169,33 g / mol.

плътност

5.68 g / mL.

Точка на топене

450 ° С.

Точка на кипене

800 ° С. Тази стойност се съгласува с това, което трябва да се очаква от йонно съединение; и дори повече, от по-стабилния алкалоземен пероксид. Въпреки това, BaO наистина не кипи₂, но газообразният кислород се освобождава в резултат на термичното му разлагане.

Разтворимост във вода

Нерешими. Обаче, той може бавно да претърпи хидролиза за получаване на водороден пероксид, Н₂О₂; и освен това, неговата разтворимост във водна среда се увеличава, ако се добави разредена киселина.

Термично разлагане

Следното химическо уравнение показва реакцията на термично разлагане, претърпяна от BaO₂:

2BaO₂ <=> 2BaO + O₂

Реакцията е еднопосочна само ако температурата е над 800 ° С. Ако веднага се повиши налягането и температурата се понижи, целият BaO ще се трансформира обратно в BaO₂.

номенклатура

Друг начин да наречем BaO₂ той е бариев пероксид, съгласно традиционната номенклатура; тъй като барийът може да има само валентност +2 в неговите съединения.

Неправилно, систематичната номенклатура се използва, за да се обозначи като бариев диоксид (биноксид), като се счита, че е оксид, а не пероксид.

приложения

Производител на кислород

Използвайки минерала барит (BaO), той се нагрява с течения, за да елиминира съдържанието на кислород при температура около 700 ° C.

Ако полученият пероксид се подложи на слабо нагряване под вакуум, кислородът се регенерира по-бързо и баритът може да се използва повторно за неопределено време, за да се съхранява и произвежда кислород..

Този процес е разработен от Л. Д. Брин, който в днешно време е остарял.

Производител на водороден пероксид

Бариевият пероксид реагира със сярна киселина, за да се получи водороден пероксид:

BaO₂ + Н₂SW₄ => H₂О₂ + BaSO₄

Следователно тя е източник на Н₂О₂, манипулира преди всичко с BaO хидрат₂8Н₂О.

Според тези две споменати употреби, BaO₂ позволява развитието на O₂ и Н₂О₂, както окислители, органичен синтез, така и при избелващи процеси в текстилната и багрилната промишленост. Също така е добър дезинфектант.

Освен това от BaO₂ Други пероксиди могат да бъдат синтезирани, като натрий, Na₂О₂, и други бариеви соли.

препратки

1. Лейшойш Абрахамс, J Kalnajs. (1954 г.). Кристалната структура на бариевия пероксид. Лаборатория за изследвания на изолацията, Масачузетски технологичен институт, Кеймбридж, Масачузетс, САЩ.
2. Wikipedia. (2018). Бариев пероксид. Изтеглено от: en.wikipedia.org
3. Shiver & Atkins. (2008 г.). Неорганична химия (Четвърто издание). Mc Graw Hill.
4. Atomistry. (2012 г.). Бариев пероксид. Изтеглено от: barium.atomistry.com
5. Khokhar et al. (2011 г.). Изследване на лабораторната подготовка и разработване на процес за бариев пероксид. Изтеглено от: academia.edu
6. PubChem. (2019). Бариев пероксид. Възстановен от: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
7. PrebChem. (2016 г.). Приготвяне на бариев пероксид. Изтеглено от: prepchem.com